Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Step 1 – Assegnare i numeri di ossidazione a tutti gli elementi presenti nella reazione:   

Step 2 – Individuare la specie che si ossida e che si riduce:

Cu si ossida passando da stato d’ossidazione 0 a +2 cedendo 2 elettroni;

N si riduce passando da stato d’ossidazione +5 a +2 acquistando 3 elettroni.

Da notare: nel bilancio di massa una parte dell’Azoto passa da stato d’ossidazione +5 a +2 ma una parte rimane in stato d’ossidazione +5. Questa informazione tornerà utile nel bilanciamento finale.

Step 3 – Scrivere le semi-reazioni di ossidazione e riduzione considerando solo gli elementi che acquistano e perdono elettroni.

Cu → Cu²⁺+ 2e^–  (semi-reazione di ossidazione)

N⁵⁺ + 3e^– → N²⁺  (semi-reazione di riduzione)

Step 4 – Applicare la regola del prodotto incrociato e sommare in seguito le due reazioni:

Cu → Cu²⁺+ 2e^–  ) x3

N⁵⁺ + 3e^– → N²⁺ ) x2

3Cu + 2N⁵⁺+ 6e^– → 3Cu²⁺ + 2N²⁺+ 6e^–

Si procede ad elidere gli elettroni:

3Cu + 2N⁵⁺ → 3Cu²⁺ + 2N²⁺

Step 5 – Ricomporre la reazione tenendo conto dei nuovi coefficienti stechiometrici:

3Cu + 2HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + H₂O

Step 6 – Si controlla che anche le altre specie non partecipanti alla reazione redox siano bilanciate, e in caso di problemi con Idrogeno e Ossigeno, si possono aggiungere anche molecole di acqua.

Per questa reazione, in HNO₃ ci sono due atomi di Azoto che partecipano alla reazione redox, mentre altri sei rimangono con un numero di ossidazione invariato (+5). Pertanto, al fine di bilanciare correttamente l’Azoto, occorre portare il numero complessivo di HNO₃ uguale a otto.

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

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